Evolução da Estrutura Atômica

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Evolução da Estrutura Atômica 
Desde a mais remota antiguidade, o homem já se preocupava em entender o 
comportamento da matéria que constitui os corpos por meio de especulações filosóficas. O 
filósofo grego, Aristóteles acreditava que a matéria poderia ser dividida indefinidamente. Já 
Leucipo (440 a.C.) propôs que a matéria era formada por partículas indivisíveis que seu 
discípulo Demócrito (460 a 370 a.C.) chamou de átomos. 
Teoria atômica de Dalton 
 Por volta de 1803, o químico e físico inglês John Dalton formulou sua teoria atômica. A 
teoria de Dalton está fundamentada em cinco postulados, sendo eles: 
▪ Toda matéria é composta de partículas fundamentais, que podemos chamar de átomos. 
▪ Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos 
espontaneamente. 
▪ Todos os átomos de certo elemento são idênticos em todas as suas propriedades e os 
átomos de elementos diferentes têm propriedades diferentes. 
▪ Uma alteração química consiste em uma combinação, separação ou rearranjo de 
átomos. 
▪ Os compostos são constituídos de átomos de elementos diferentes em proporções fixas. 
Com base nesse postulado podemos então imaginar o átomo do modelo de Dalton como 
sendo uma estrutura esférica, maciça, indivisível, indestrutível e homogênea cuja massa e 
volume variam de um elemento para outro. 
Algum tempo depois o químico italiano Amedeo Avogadro, usando a mesma terminologia 
de Dalton, propôs: as partículas fundamentais de gases elementares não são necessariamente 
átomos, mas podem ser grupos de átomos reunidos para formar moléculas. E ainda formulou o 
que ficou conhecido como Lei de Avogadro: sob as mesmas condições de temperatura e 
pressão, volumes iguais do mesmo gás contêm número igual de moléculas. 
Experiências em tubos de Crookes 
O tubo de Crookes é feito de vidro ou quartzo, o tubo tem um espaço em que se faz o 
vácuo. Ele contém um pequeno tubo lateral para a evacuação do tubo e duas placas metálicas 
ligadas a uma fonte de tensão elétrica. A placa ligada ao polo negativo é chamada de catodo e a 
outra, ligada ao polo positivo, é o anodo. 
Quando os eletrodos de um tubo de Crookes são ligados a uma fonte de alta tensão, e o 
tubo é evacuado gradativamente uma série de fenômenos pode ser observada. A pressões 
próximas à atmosférica, nada parece acontecer dentro do tubo. Coma maior diminuição da 
pressão no tubo, e o vidro na extremidade do tubo com o eletrodo de carga positiva (o ânodo) 
começa a emitir uma incandescência esverdeada. Colocando-se uma amostra de sulfeto de zinco 
(este material tem a propriedade de transformar energia cinética em luz visível) no interior do 
tubo descrito, o lado da amostra de sulfeto voltado para o cátodo (eletrodo de carga negativa) 
emite uma incandescência composta de minúsculos flashes de luz brilhante e uma sombra da 
amostra pode ser vista no ânodo. Ficando então assim evidente que: 
▪ A baixas pressões, algo sai do cátodo e vai até o ânodo, o que inicialmente foi 
considerado como sendo raios (raios catódicos). 
▪ Um raio catódico é composto por um fluxo de minúsculas partículas individuais 
que no caso colidem com o sulfeto de zinco emitindo um flash de luz. 
▪ Tais partículas viajam em linha reta. 
 
Modelo atômico de Thomson 
 Em 1897, Thomson demonstrou que os raios catódicos são repelidos pelo eletrodo 
negativo, sendo desviados sob a ação de um campo elétrico. Considerando que tais resultados 
são obtidos independentemente do gás ou material do tubo utilizados, Thomson concluiu que, se 
os raios catódicos comportam-se semelhantemente a um corpo carregado negativamente, eles 
são cargas de eletricidade negativa transportadas por partículas de matéria e que, tais partículas 
são encontradas em todos os átomos. 
 Num tubo de raios catódicos Thomson realizou experiências para a caraterização 
quantitativa dos “raios catódicos”. Um feixe de partículas carregadas são emitidas pelo cátodo, 
as mesmas são atraídas pelo ânodo que possui um orifício para permitir a passagem de um feixe 
dessas partículas. Essas partículas continuam seu percurso até colidir com um anteparo de 
sulfeto de zinco. Quando placas eletricamente carregadas são colocadas por cima e por baixo do 
feixe, este é desviado conforme a placa (-) repele e a placa (+) o atrai. A magnitude do desvio é 
proporcional à voltagem das placas. Em outra experiência de Thomson foi comprovado que 
bobinas magnéticas geram trajetória curva no feixe de partículas. 
 A partir dessas experiências, Thomson buscou determinar a relação carga/massa (e/m) 
para as partículas que constituem os raios catódicos. 
 Thomson, então, sugeriu que o átomo seria uma esfera uniforme, carregada 
positivamente, na qual os elétrons estariam incrustados. 
 
Raios X 
 Ao trabalhar com um tubo de raios catódicos, em 1895, o alemão W. Röentgen 
descobriu que “raios” invisíveis provenientes do tubo podiam passar através de materiais opacos 
à luz e de ativar anteparos fluorescentes ou filmes fotográficos. Röentgen não pôde defletir estes 
raios pela ação de um campo magnético, como se poderia esperar se fossem constituídos por 
partículas carregadas e por isso, denominou-os raios X, ele verificou que todos os materiais 
eram transparentes aos raios, em maior ou menor grau, e que a transparência aos raios diminuía 
com o aumento da densidade e do peso atômico do material. 
 
A radioatividade 
 Em 1896, o francês Henri Becquerel descobriu que alguns elementos eram radioativos. 
Marie e Pierre Curie reconheceram que radioatividade era de natureza atômica e não molecular. 
 São considerados radioativos os elementos cujos núcleos atômicos não são estáveis, isto 
é, decaem espontaneamente em outros núcleos, emitindo partículas. Há três espécies de 
radioatividade: a desintegração alfa (α), a desintegração beta (β) e a desintegração gama (γ). 
 
Modelo de Rutherford 
 Rutherford, Geiger e Marsden (1911) lançaram um feixe paralelo de partículas alfa 
emitidas por uma amostra de polônio sobre uma fina folha metálica. Observaram que muitas 
partículas atravessassem a folha em linha reta e que algumas foram desviadas (espalhadas). 
Então, projetaram um aparelho para medir o ângulo de desvio sofrido pelas partículas alfa, 
quando estas passavam através de uma fina folha de ouro, que consistia em um anteparo móvel 
revestido com sulfeto de zinco ligado a um transferidor circular que indicaria os ângulos. As 
partículas alfas são detectadas, pois ao colidirem com o anteparo, causam cintilações sobre ele. 
Verificou-se que, embora muitas das partículas atravessassem a folha com pouco ou nenhum 
desvio, algumas foram desviadas a valores superiores a 90º, ou seja, foram rebatidas após o 
choque sem atravessar a folha. 
 Rutherford concluiu que um átomo é composto por um pequeníssimo núcleo carregado 
positivamente, concentrando a maior parte da massa, no centro do átomo, rodeado por uma 
região comparativamente maior, contendo elétrons distribuídos por seu volume. 
 Rutherford demonstrou também a existência de uma partícula de massa muito maior que 
a do elétron, de carga de igual grandeza, mas de sinal contrário, portanto, positiva, que compõe 
o núcleo dos átomos, denominada próton. 
 Rutherford sugeriu então, uma estrutura planetária, semelhante ao sistema solar, onde o 
núcleo corresponde ao sol e os elétrons aos planetas que se movimentas num espaço vazio em 
órbitas fixas. 
 Por outro lado, Rutherford havia observado que apenas cerca da metade da massa do 
núcleo se justificava pelos prótons. Sugeriu a existência de partículas de carga zero e de massa 
semelhante à do próton no núcleo atômico. Em 1932, o cientista inglês J. Chadwick solucionou 
a questão sobre a massa extra verificada, ao bombardear beríliocom partículas α e observar que 
eram emitidas partículas que realmente possuíam massa semelhante à dos prótons e que eram 
eletricamente neutras (não carregadas), os nêutrons. 
Algumas falhas 
O átomo de Rutherford possuía um sério problema: um átomo contendo um núcleo 
pequeno de carga positiva com elétrons orbitando ao seu redor é instável pois: 
• se os elétrons (que têm carga negativa) estivessem parados, eles seriam atraídos pelo 
núcleo (positivo) rapidamente, “caindo” no núcleo e entrando em colapso, impossibilitando a 
existência do universo; 
• se os elétrons descrevessem uma trajetória circular ao redor do núcleo, segundo a 
física clássica (eletromagnetismo), a direção de movimento dos elétrons precisaria ser mudada 
constantemente e para isso emitiria energia radiante continuamente; perdendo energia, os 
elétrons cairiam lentamente no núcleo, também entrando em colapso. 
Os fenômenos envolvendo elétrons não poderiam ser explicados em termos de mecânica 
clássica. Diante disso, Niels Bohr tentou resolver o paradoxo utilizando a teoria quântica da 
energia, desenvolvida por Max Planck. 
 
Teoria quântica da energia 
 Em 1900, Max Planck introduziu o conceito revolucionário da quantização da energia 
utilizando conceitos que contrariavam as leis clássicas da física. Planck havia proposto que um 
sistema mecânico não poderia ter uma energia arbitrária e que somente certos valores definidos 
de energia seriam permitidos, esta proposta viria a ser a hipótese quântica de Planck, expressa 
por: 
E = nhν 
Onde n é um número inteiro positivo, ν é a frequência do oscilador (grupo de átomos que se 
encontram na superfície do metal que oscilam com a mesma frequência) e h é a constante de 
Planck, que vale 6,626x10 -34 J.s. Ele afirmava que a transferência de energia radiante não é 
transferida de forma contínua mas em unidades discretas, na forma de “pacotes” chamados 
quanta (plural de quantum), de magnitude 2π h. 
 Em 1905, Einstein desenvolveu a ideia, proposta por Planck, de que a energia de um 
feixe de luz concentrava-se em pacotes, os fótons. O quantum de energia luminosa é o fóton. 
 
A teoria clássica da radiação 
 Até 1900, acreditava-se que a luz visível era constituída por ondas eletromagnéticas 
que, combinando um campo elétrico e um magnético oscilantes, propagavam-se pelo espaço, 
sendo também chamada de radiação eletromagnética e deslocando-se através de ondas). Esse 
movimento ondulatório é semelhante à passagem de uma onda mecânica na água. 
 Algumas características das ondas mecânicas: O movimento ondulatório é periódico, ou 
seja, ele se repete no tempo. O tempo necessário para o corpo fazer uma oscilação completa é o 
período T, dado em unidade de tempo (s). O inverso de T é a frequência ν, que é o número de 
oscilações completas por segundo e tem por unidade s -1, denominada hertz (Hz). 
 
Espectroscopia atômica 
 A luz solar (branca) é composta por uma mistura de ondas eletromagnéticas de diversos 
comprimentos de onda do espectro visível. Se a luz branca visível for colimada em um feixe 
estreito, passando por uma fenda e depois atravessar um prisma, ao se chocar com um anteparo, 
observa-se um espectro contínuo semelhante a um arco-íris. Este processo é conhecido como 
espectroscopia. 
 Ao atravessar eletricidade por um gás ou aquecendo-o a altas temperaturas, o gás emite 
luz e esta, ao atravessar um prisma, gera uma linha espectral, um conjunto de linhas distintas, 
cada uma produzida pela luz de um comprimento de onda discreto. 
 No início do século XX, os cientistas já haviam colhido uma grande quantidade de 
dados experimentais a respeito da emissão de luz pelos átomos de um gás submetido a uma 
descarga elétrica. Observada através de um espectrômetro com uma abertura em forma de 
fenda, esta luz aparece como uma série de linhas isoladas de diferentes cores (diferentes 
comprimentos de onda); o espaçamento e as intensidades das linhas são característicos de cada 
elemento. 
 
O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio 
 Niels Bohr, físico dinamarquês, trabalhou na Inglaterra, primeiro com Thomson e 
depois com Rutherford, embora reconhecendo a relevância do modelo nuclear proposto por este, 
identificou que sua teoria violava uma das previsões clássicas da física de que um elétron 
acelerado emitiria um espectro contínuo de radiação à medida que fosse perdendo energia e 
desceria em espiral até colidir com o núcleo. Bohr foi o primeiro a usar a hipótese quântica de 
Planck para explicar a estrutura atômica, constatando que a física clássica é falha para partículas 
pequenas. Em seu modelo, ilustrado na figura, comparava o átomo ao sistema solar: o núcleo (o 
sol) e os elétrons movendo-se rapidamente, em orbitas circulares (planetas) em torno do núcleo. 
 Segundo o modelo de Bohr, o elétron do átomo de hidrogênio se move sob a influência 
da atração de Coulomb do núcleo positivo de acordo com a mecânica clássica, que prevê órbitas 
circulares ou elípticas com o centro de força em um dos focos, como no movimento dos 
planetas em torno do sol. 
 O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio está baseado nos seguintes postulados: 
• Ao elétron, no átomo, somente é permitido estar em certos estados estacionários, sendo que 
cada um deles possui uma energia fixa e definida. 
 • Quando os elétrons do átomo estiverem nestes estados, ele não pode emitir luz. No entanto, 
quando o elétron passar de um estado de alta energia para um estado de menor energia, há a 
emissão de um quantum de radiação, cuja energia hν é igual à diferença de energia entre os dois 
estados. 
• Se o elétron estiver em qualquer um dos estados estacionários, o elétron se movimenta 
descrevendo uma órbita circular em volta do núcleo do átomo. 
• Os estados eletrônicos permitidos são aqueles nos quais o momento angular do elétron (mvr) é 
quantizado e é um múltiplos inteiro de 2π h. 
Lei de Coulomb 
 Segundo Coulomb a força que cada carga sofre é diretamente proporcional ao produto 
das cargas e inversamente proporcional ao quadrado da distância que as separam. 
Então podemos escrever a equação de da lei de Coulomb como: 
F=k.Q1.Q2/r² 
Onde, 
F = força em Newtons (N); 
k = a constante de Coulomb, sendo aproximadamente a: 8.98x109; 
Q1 e Q2 = Os valores das cargas, em Coulombs (C); 
r = distância entre as duas cargas, em metros (m); 
 Se as duas cargas têm igual sinal, elas se repelem, caso contrário, elas se atraem. 
 
O modelo de Sommerfeld 
 Outra aplicação importante das regras gerais de quantização consiste na análise das 
órbitas elípticas para o átomo de hidrogênio. 
 Esta análise foi realizada por Sommerfeld na tentativa de explicar um importante efeito 
observado no espectro atômico do hidrogênio, a estrutura fina espectral. Este efeito consiste na 
separação de uma linha espectral em várias componentes distintas, fenômeno observado em 
praticamente todos os espectros atômicos. No entanto, a observação deste efeito requer o uso de 
equipamentos óticos com alta resolução angular, de modo a conseguir decompor as 
componentes de uma única linha, cuja separação é muito pequena. 
 Seguindo o raciocínio do átomo de Bohr, esta estrutura fina espectral significa que um 
único estado de energia considerado pode ser constituído de vários outros estados com energias 
muito próximas. 
 No ímpeto de explicar o fenômeno da estrutura fina para o átomo de hidrogênio, 
Sommerfeld considerou a possibilidade de existirem órbitas elípticas para o elétron, nas quais o 
próton, representando o núcleo, estaria em um dos focos da elipse. Usando inicialmente os 
argumentos da mecânica clássica e as regras gerais de quantização, Sommerfeld terminou por 
formular um novo modelo para o átomo.Desta vez, subdividido em vários níveis eletrônicos. 
 
Limitações do modelo de Bohr 
 Apesar do sucesso espetacular, o modelo de Bohr do átomo foi abandonado 12 anos 
depois por apresentar muitas imperfeições. Não havia nenhuma justificativa para os postulados 
das camadas estacionárias e da quantização do momento angular, a não ser a de que esses 
postulados levavam a níveis de energia que estavam de acordo com os resultados experimentais. 
Além disso, os níveis de energia em si não explicavam a regularidade da tabela periódica 
embora tivessem sido introduzidas diversas conexões, o modelo era incapaz de explicar os 
detalhes dos espectros de átomos multieletrônicos e as ligações químicas. 
 
O princípio da incerteza de Heisenberg 
 Em um teorema famoso denominado “princípio da incerteza de Heisenberg”, O físico 
alemão Werner Heisenberg, em 1927, demonstrou matematicamente que existe uma limitação 
rígida e natural em nossa capacidade de descrever o movimento de partículas muito pequenas. 
Para partículas macroscópicas, as grandezas posição e velocidade podem ser facilmente 
mensuradas, mas o mesmo não acontece para partículas subatômicas. O princípio da incerteza 
preconiza que “não é possível determinar, simultaneamente, a posição e o momento ∗ de uma 
partícula subatômica com precisão ilimitada”. Isso ocorre porque para fazer a medição da 
posição de um elétron é necessário interagir o mesmo utilizando outra partícula como um fóton, 
por exemplo, (ou uma força elétrica ou magnética) a qual, ao colidir com o elétron, irá alterar 
seu estado inicial e assim impossibilitar a medição precisa do seu momento para aquele estado. 
A equação de Schrödinger 
Foi sugerido que as propriedades das partículas podem ser descritas por uma onda, p = 
h/λ. Schrödinger fez a seguinte generalização: qualquer sistema quântico pode ser representado 
por uma equação análoga à das ondas estacionárias, chamada função da onda Ψ (letra grega 
psi). 
As equações matemáticas de Schrödinger forneceram uma descrição satisfatória da 
estrutura atômica em termos de energia, não contrariando o princípio da incerteza e aceitando as 
características ondulatórias dos elétrons. Devia ser abandonado então o conceito do elétron 
percorrendo órbita definida na qual se conhece velocidade e posição, o mesmo devia ser 
substituído pela seguinte generalização: qualquer sistema quântico pode ser representado por 
uma equação análoga às equações de onda. 
A estrutura atômica do modelo atual 
 Bohr, em sua teoria, precisou postular a existência dos números quânticos. Já na 
mecânica quântica, as soluções da equação de Schrödinger resultam em funções de quatro 
números quânticos: 
• Número quântico principal (n): representa os níveis de energia principais do elétron e 
pode ser imaginado em termos de níveis no espaço nas quais é grande a probabilidade 
de encontrar um elétron com um valor particular de n. Os valores de n são inteiros 
positivos (1, 2, 3, ...) sendo que n = 1 indica o nível mais próximo do núcleo. Quanto 
maior for o valor de n, mais distante do núcleo se situa o nível e, por conseguinte, 
maior é o valor do número quântico principal do elétron e mais longe do núcleo se 
encontra o elétron (em média no tempo). 
 
• Número quântico momento angular orbital, azimutal ou secundário (l): define o 
momento angular do elétron. Este número quântico especifica os subníveis de energia 
dentro dos níveis principais de energia e também o subnível na qual é elevada a 
probabilidade de encontrar o elétron, se esse nível de energia estiver ocupado. O 
número quântico secundário está relacionado com a forma do orbital (s, p, d, f). 
 
• Número quântico orbital magnético (mL): fornece informações sobre a orientação de 
um orbital no espaço. Um elétron com momento angular pode ser comparado a uma 
corrente elétrica circulando por uma espira de cobre. Consequentemente, observa-se 
um campo magnético devido a esta corrente e, como este magnetismo tem sua origem 
no momento angular l, os valores permitidos de ml dependem de l. 
 
• Número quântico magnético de spin do elétron (ms): o elétron por si só possui um 
momento angular intrínseco já que uma partícula carregada em rotação se comporta 
como um pequeno ímã. Este número quântico especifica dois possíveis sentidos de 
rotação do elétron em torno de um eixo próprio, podendo assim apresentar dois valores: 
+ 1/2 ou – 1/2. 
 
Então, o modelo atômico atual resulta do aprimoramento de modelos elaborados ao longo 
do século XIX e XX. Admite que um átomo possui núcleo em torno do qual movimentam-se os 
elétrons. Tal movimento não pode ser completamente descrito, uma vez que as trajetórias dos 
elétrons são indeterminadas. Contudo, é possível calcular a probabilidade de encontrar os 
elétrons em setores determinados em torno do núcleo atômico. O átomo é atualmente entendido 
como um sistema quântico: os elétrons do átomo possuem valores discretos de energia. A 
resolução da equação de Schrödinger para um átomo tem como resultados os possíveis valores 
de energia e as funções de onda que representam os correspondes estados eletrônicos. 
Os níveis eletrônicos de energia 
 A mecânica quântica descreve e deduz um conjunto de níveis de energias eletrônicas 
quantizadas, discretas e específicas que um elétron em um átomo pode possuir. Imaginemos 
uma escada: a energia potencial de um objeto num de seus degraus depende da altura em relação 
ao solo do degrau onde ele se encontra. O objeto só pode assumir os níveis de energia potencial 
relativos aos degraus, não havendo níveis intermediários disponíveis. Além disso, quanto mais 
afastado do chão, maior é a energia potencial associada ao degrau. Os níveis de energia 
funcionam semelhantemente para os elétrons com a diferença de que é a energia total do elétron 
que é quantizada e não apenas sua energia potencial. 
Configuração eletrônica 
 A configuração eletrônica ou estrutura de um átomo é a representação da maneira como 
os estados são ocupados. Na notação convencional 1s 2 representa a configuração eletrônica do 
He. O número 1 representa o nível eletrônico, s a subnível e 2 o número de elétrons. 
 A configuração eletrônica da maioria dos elementos pode ser escrita usando as três 
regras seguintes: 
• O procedimento de Aufbau: indica a sequência de ocupação dos níveis de energia, 
assim na estrutura do átomo, os elétrons são colocados primeiro nos orbitais atômicos 
de menor energia. 
• O princípio de exclusão de Pauli: no máximo dois elétrons podem ocupar o mesmo 
nível de energia (orbital) e eles devem ter spins opostos. O princípio da exclusão é 
consequência da função de onda de dois elétrons idênticos ser antissimétrica na 
permuta dos dois elétrons e de uma função de onda antissimétrica (de dois elétrons, que 
tenham os mesmos números quânticos) ser nula se as coordenadas espaciais dos 
elétrons também forem as mesmas. 
• A regra de Hund: quando elétrons ocupam orbitais de igual energia, cada elétron 
individualmente deve ocupar um orbital até e eles devem conter spins paralelos, os 
próximos elétrons são adicionados em cada orbital com seu spin oposto, em resumo, 
num mesmo subnível elétrons tendem a permanecer os mais desemparelhados possível, 
ou seja, em orbitais separados (e com spins paralelos). 
 
 
Referências: 
ANDRADE, Ana Paula. FÍSICA MODERNA, Vol. 2. 1. Ed. Ilhéus: EDITUS – Editora da 
UESC, 2013. Disponível em: 
<http://nead.uesc.br/arquivos/Fisica/fisica_moderna/mod_8_vol_2-fisica_moderna.pdf>. Acesso 
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SILVA, José Luis P. B.; CUNHA, Maria Bernadete de Melo. PARA COMPREENDER O 
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<http://www.quimica.ufpr.br/eduquim/eneq2008/resumos/R0298-1.pdf>.Acesso em: 24 de 
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Unioeste – Foz. TEORICA ATÔMICA, capítulo 2. 2007. Disponível em: 
<http://www.foz.unioeste.br/~lamat/downquimica/capitulo2.pdf>. Acesso em 23 de abril de 
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